Diskussion:Molekülorbitaltheorie

Dieser Artikel wurde ab September 2011 in der Qualitätssicherung Physik unter dem Titel „Molekülorbital“ diskutiert. Die Diskussion kann im Archiv nachgelesen werden.

Oktettregel

Dieser Artikel hält nicht ganz was das Lemma verspricht. Beschrieben wird eigentlich eher die Atombindung und das energetische (Potential-Minimum-) Modell, die Abbildung zeigt keine Molekülorbitale, sondern ein Stäbchenmodell, und die Oktettregel gilt nun wirklich nur für die Elemente der 1. und 2. Periode im PSE ohne Ausnahme. Hier gäbe es viel zu tun. Wer hilft mit? -Hati 16:14, 30. Nov 2004 (CET)

Na dann fang ich mal an.

Die Oktettrgelegschichte habe ich herausgnommenund mal hier zwischengelagert.

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Bei der Atombindung nähern sich zwei oder mehrere Atome so an, dass der Betrag der Abstoßung (zwischen Atomkernen bzw. zwischen Elektronen) gleich groß wie der Betrag der Anziehung (Kräfte Elektronen und Atomekerne). Wenn dieser Zustand erreicht ist, überlappen sich die bindungsfähigen Atomorbitale (abgekürzt AO; meist einfach belegte Atomobritale) beider Atome und es entstehen Molekülorbitale (MO), die von den beteiligten Atomen genutzt werden darf (zur Erfüllung der Oktettregel)

Beispiel

H₂O: Die rot eingezeichneten Elektronenpaare befinden sich in den Atomorbitale und die grauen Elektronenpaare in den Molekülorbitalen. Da die Elektronen in den Molekülorbitalen beiden Atomen zur Verfügung stehen, besitzt das O-Atom 8 Elektronen (2*2 in den Atomorbitalen und 2*2 in den Molekülorbitalen). Damit ist die Edelgas- bzw. Oktettregel erfüllt. Die H-Atome erfüllen ebenso die Edelgasregel, da sie ebenso über die Molekülorbitale verfügen (beiden H-Atomen stehen 2 Elektronen zur Verfügung => Elektronenkonfiguration wie He => Edelgasregel erfüllt)

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-Hati 15:23, 6. Dez 2004 (CET)

Weiterentwicklung

@Benutzer:Gmeyer: Ich habe die Änderungen revertiert, da es zu Informationsverlust gekommen ist ZB Dreifachbungungscharakter beim Sauerstoffmolekül. Ein Hinweis auf die Diskussion, wo eigentlich außer meinen "Monologen" keine stattgefunden hat, genügt nicht, um die massiven Änderungen zu begründen. Ich bitte um Erläuterung, was und warum geändert oder ergänzt werden muss. -Hati 15:02, 17. Dez 2005 (CET)

Kritik und Fragen

Ich frage mich gerade, wo in der VB-Theorie Molekuelorbitale vorkommen? Ich hab da jedenfalls noch keine gesehen. Meines Wissens stammen doch Molekuelorbitale allein aus den MO-Theorien. (hehe, siehe Name) Gibt es sigma-Bindungen, in denen reine p-Orbitale beteiligt sind? (Mir jedenfalls faellt gerade kein Beispiel ein.) Es gibt eigentlich keinen Sinn beim Wasser Elektronenpaare in Atomorbitale und Molekuelorbitale zu stellen. Also was ich sagen will ist: Entweder man betrachtet das Molekuel als einzelne Atome, dann sind AOs die richtige Wahl oder man bleibt beim ganzen Molekuel, darf dann aber auch nur von MOs reden. Das "kugelige" (kugelfoermige) 1s-Orbital des Wasserstoff im Fluorwasserstoff verbindet sich nicht. Man sollte besser von einer Linearkombination reden oder Ueberlappung natuerlich. Dann bei den Doppelbindungen: Das Molekuelorbital ist zwar spiegelsymmetrisch zu einer Ebene durch die Bindung in Bezug auf die Form, beachtet man jedoch die Wellenfunktion, so ist es antisymmetrisch. Ich halte diese Antisymmetrie sogar fuer wichtiger... pi und $\pi$ wechseln sich ohne erkennbare Regel ab. Delokalisation ist komplett falsch. Wo ist denn im Penta-1,4-Dien Delokalisation? Zu guter Letzt: Ich hab im Sauerstoff noch nie eine Dreifachbindung gesehen. Um zur Bindungsordnung zu kommen muss man von den bindenden Elektronen die antibindenden Elektronen abziehen und durch 2 teilen. Da kommt man beim Sauerstoff auf 2. Falls der Autor des MO-Diagramms fuer Disauerstoff hier reinschaut, das unterste Niveau heisst im Bild $\sigma _{s}^{*}$ sollte aber nur $\sigma _{s}$ sein. Hab leider kein Grafikprogramm, sonst wuerd ichs einfach rausloeschen. Sorry fuer die viele negative Kritik, ich seh im Moment nur die Fehler. Ich werd mich gleich mal ans ausbessern machen. Wer hilft mit?Matz0r 14:53, 6. Feb 2006 (CET)

Wahrscheinlich könnte/sollte man auch jedes Orbital bei seinem genauen Namen nennen, d.h. Atomorbitale statt Orbital.

Und man könnte vllt. noch den Begriff Resonanz einfügen, um eine kurze Aussage zur wachsenden Stabilität der Bindung mit größerer Überlappung/Resonanz zu machen (im Abschnitt MO-Verfahren, ergänzend zur Erklärung zu antibindenden Orbitalen).

Hier gehört dann u.U. auch hin, dass die Zahl möglicher MOs der Zahl der AOs in den einzelnen Atomen entspricht.

p-Orbitale in π-Bindungen kommen mir auch etwas seltsam vor, bisher noch nicht gehört...--Mitoribo 15:58, 6. Nov. 2006 (CET)

Habe erstmal die MO des Sauerstoff hieraus übernommen, damits klarer wird. Zoelomat 17:40, 6. Nov. 2006 (CET)

Unter Beispiele: Warum steht da, dass He sich nicht mit He bindet? Gase kommen doch immer als Zweiermolekül daher, dachte ich. -- Checkered-cow (17:47, 22. Sep. 2011 (CEST), Datum/Uhrzeit nachträglich eingefügt, siehe Hilfe:Signatur)

Für Sauerstoff, Wasserstoff, Fluor, Brom, usw. stimmt das, nicht aber für Edelgase. --Leyo 17:50, 22. Sep. 2011 (CEST)

Delokalisation

Ich habe bei der Delokalisation ausgebessert, dass Propadien mit seiner kumulierten Doppelbindung sicherlich keine Konjugation zeigt. Die Orbitale sind rechtwinklig zueinander. Das bindende MO bei HF hat sicherlich auch s Charakter. Wahrscheinlich sp³, da es dann die meiste Überlappung gibt. Wie es genau aussieht kann man ohne quantenchemische Berechnungen nicht sagen. FelixP 16:00 12.02.06 (nicht signierter Beitrag von FelixP (Diskussion | Beiträge) 15:56, 12. Feb. 2006 (CET))

τ-Orbital

Wenn die sp3-Hybridisierung in einem Buch steht, bitte wieder einfügen. Sonst kann ich mir nicht vorstellen, dass das stimmt. Wären die beiden DB-Orbitale sp3-hybridisiert, müssten auch die Bindungen zu den Hs sp3-Hybridisiert sein (da nur dann alle Atomorbitale gleichmäßig verwendet würden). Das spräche für einen H-C-H winkel in ethen von 109°.(nicht signierter Beitrag von FelixP (Diskussion | Beiträge) 16:03, 12. Feb. 2006 (CET))

Lt. Christen, allerdings einer ziemlich alten Ausgabe, weisen viele ähnliche Verbindungen - gerade Ethen aber nicht - Bindungswinkel auf, die eher Richtung sp3, also 109° gehen. Komm leider aber nicht so bald in eine Bibliothek. Zoelomat 16:06, 20. Nov. 2006 (CET)

Bindungen sind per def. nicht sp3-hybridisiert, das können nur Atome sein. 109° sind nie zwingend (siehe Wasser), da nichtbindende Elektronenpaare auf bindende abstoßende Kräfte ausüben und damit Bindungswinkel gegenüber einer "symmetrisch-theoretischen" Betrachtungsweise verändern. Letztlich findet sich der 109°-Winkel nur in XY₄-Molekülen. --Hati 17:51, 21. Nov. 2006 (CET)

Überarbeitung Juni 2007

Hallo, ich finde der Artikel sollte überarbeitet werden. Vor allem der Bereich mit den Beispielen wirkt auf mich sehr chaotisch. Die Bilder sind recht eigenwillig angeordnet worunter das Layout des Artikels doch arg leidet. --Cepheiden 18:02, 23. Jun. 2007 (CEST)

Ich habe bei Commons gute Alternativen für die JPEGs gefunden und fast alle Bilder gegen PNG oder SVG Äquivalenten ersetzt. Bis auf die Gegenüberstellung Helium und Wasserstoff habe ich auch die Tabellenkonstruktionen für Bilderrahmen restlos entfernt. Matthias M. 21:28, 12. Jun. 2009 (CEST)

Vielen Dank --Cepheiden 07:57, 13. Jun. 2009 (CEST) P.S. Zwei Jahre später, *g*.

Hybrid

Also unser Prof. hat uns erklärt das Hybridisierung zur VB-Theorie gehört. Und er hat uns klar gemacht, das wir Hybridisierung nicht in Kombination mit MO-Theorie benutzen sollen. Hier lese ich aber immer wieder etwas von Hybridorbitalen die MO's erzeugen: "Im Wassermolekül verbinden sich die 1s-Orbitale von zwei Wasserstoffatomen mit je einem sp3-Hybridorbital des Sauerstoff-Atoms zu zwei σ-Bindungen." Das mag für die VB-Theorie treffend sein. Aber ich dachte in diesem Artikel geht es einzig und allein um die MO-Theorie. Aus AO (s, p, d etc.) werden MO (sigma, pi etc.). Aber nicht aus einem sp3-Hybrid-O ein MO. Das MO-Schema für Wasser ist bei weitem komplizierter (schaut mal bei google). (Der vorstehende, nicht signierte Beitrag stammt von 91.5.72.156 (Diskussion • Beiträge) 19:17, 19. Apr. 2008 )

aber hallo!! die hybridisierung hat ja mal gar nix mit der mo-theorie zu tun!! zudem hab ich beim überfliegen nichts von den nicht-bindenden orbitalen gelesen. allerdings muss ich dazu sagen, dass die mo-theorie nich ganz ohne is (nicht umsonst bin ich hier auf der seite gelandet^^). habe hier ne schöne literatur vor mir liegen, die schön zu lesen is. in diesem sinne... :) (Der vorstehende, nicht signierte Beitrag – siehe dazu Hilfe:Signatur – stammt von 80.131.113.183 (Diskussion • Beiträge) 23:28, 15. Jan. 2009 (CET))

Tatsächlich hat die Hybridisierung nichts in der MO-Theorie verloren. Sie ist Teil der qualitativen VB-Theorie. Ich habe den Artikel dahingehend verschlankt. --Libavius (Diskussion) 19:36, 16. Apr. 2019 (CEST)

Da fehlen eine Grafiken auf die im Text hingewiesen wird.

σ-Bindung [Bearbeiten] Verschiedene σ-Bindungen

Als σ-Bindung wird eine Bindung bezeichnet, die rotationssymmetrisch zur Bindungsachse ist. Anders ausgedrückt werden Orbitale mit der magnetischen Quantenzahl ml = 0 kombiniert, d. h. s-, px-, dz2-Orbitale und Mischungen (Hybride) aus diesen.

Beispiele

• Das Wasserstoff-Molekülorbital entsteht durch Überlappung der 1s-Orbitale der Wasserstoffatome. Die kleinen Kreise entsprechen dem Bindungsabstand, die großen Kreise dem Atomradius.
• Im Wassermolekül verbinden sich die 1s-Orbitale von zwei Wasserstoffatomen mit je einem sp3-Hybridorbital des Sauerstoff-Atoms zu zwei σ-Bindungen. Die vier Orbitale der bindenden und nichtbindenden Elektronenpaare sind nach den Ecken eines Tetraeders ausgerichtet. Die rot eingezeichneten Elektronenpaare befinden sich in den Atomorbitalen und die grauen Elektronenpaare in den Molekülorbitalen.
• Im Fluorwasserstoff verbindet sich das kugelige 1s-Orbital des Wasserstoffatoms mit dem hantelförmigen px-Orbital des Fluoratoms zu einem Molekülorbital mit ungleichen Orbitalhälften. (Die nichtbindenden py- und pz-Orbitale sind nicht eingezeichnet.)
• Im Ethin verbinden sich zwei sp-Hybridorbitale der Kohlenstoffatome zu einem Molekülorbital, die anderen Hybridorbitale bilden mit den 1s-Orbitalen der Wasserstoffatome ebenfalls je ein Molekülorbital, die py- und pz-Orbitale der C-Atome, die nicht zur Hybridisierung der Atomorbitale benutzt wurden, stehen senkrecht zur Bindungsachse und bilden zwei π-Bindungen (siehe unten). (In der Abbildung sind zusätzlich zu den Molekülorbitalen die p-Orbitale als schwarze Linien angedeutet) (nicht signierter Beitrag von 78.48.24.157 (Diskussion | Beiträge) 13:13, 14. Aug. 2009 (CEST))

Ich habe die ursprünglichen Bildchen wieder eingebaut. Grüsse, -- Roland.chem 14:32, 14. Aug. 2009 (CEST)

LCAO

LCAO, einfach hierher weitergeleitet, aber nirgendwo erklärt.-- Wickey-nl 13:57, 25. Apr. 2010 (CEST)

Im Text staht dazu schon etwas, z.B. was die Abkürzung LCAO bedeutet "(Linear Combination of Atomic Orbitals)". -- Cepheiden 14:24, 25. Apr. 2010 (CEST)

Unterschied zw. Valenzstrukturtheorie und Molekülorbitaltheorie

Der Unterschied zw. Valenzstrukturtheorie und Molekülorbitaltheorie sollte explizit dargestellt werden. --92.204.94.157 13:51, 10. Mär. 2013 (CET)

Bewertung

Malkasten, nicht mehr. Ohne Berechnungen nichts wert in der Chemie. (nicht signierter Beitrag von 91.97.44.232 (Diskussion) 18:45, 23. Jan. 2018 (CET))